Estequiometria1

ESTEQUIOMETRIA.

Objetivos

Explicar y conocer la Ley de conservación de la masa en términos macroscópicos, en una reacción.

Predecir la formación de compuestos distintos con los mismos elementos constituyentes, a partir de la ley de las proporciones múltiples.

Estequiometria

Rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los reactivos y productos que participan en una reacción.

Estequiometria

Palabra derivada del griegoStoicheion (elemento)Metron (medida)“Es una herramienta indispensable en

química”Aplicaciones: procesos muy diversos a

nuestro alrededor y rendimiento en las reacciones químicas.

La estequiometria se basa en:

Masas atómicas

Ley de la conservación de la masa.

Ley de la conservación de la masa.

“La masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción”

Antoine Lavoisier (1734-1794)

(1789) “Podemos asentar como axioma incontrovertible que, en todas las operaciones del arte y de la naturaleza, nada se crea; existe una cantidad igual de materia tanto antes como después del experimento”

Definiciones:

“Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química”

Reacción : “reacomodo de

átomos”.

Reacción química

¿Cómo se usan las fórmulas y ecuaciones químicas para representar los reacomodos de los átomos que tienen lugar en las reacciones químicas?

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REACTIVOS

(transformación)

formación de nuevos

enlacesreagrupamiento

ruptura de

enlaces

PRODUCTOS

Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química.

Presentan la siguiente forma:

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe

estar AJUSTADA

Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla

se utilizan los coeficientes estequiométricos

N2 + 3H2 2NH3


Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la

misma en los dos miembros

Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag


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permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen

ECUACIÓN QUÍMICA

COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOSFÓRMULAS

indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se

han formado

señalan la proporción en que las sustancias han

participado

C3H8+ O2 CO2

H2O35 4+


Balanceo de ecuaciones por tanteo



Ejercicios

El Mol

Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12;

Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023

Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.

Masa molar.- Es la masa de un mol de una sustancia.

Ejercicio

En el Mundo somos ~

6, 500, 000 000 de personas

¿Cuántas moles de personas somos en el mundo?

respuesta

1 mol -------------- 6.02 X 1023 personas

X mol ------------- 6.5 X 109 personas

X= 1.079 x 10-14 moles de personas

¡ NI SIQUIERA SOMOS UN MOL !

Mol de átomos: El mol nos deja usar la balanza.

No podemos medir la masa de cada átomo individualmente, pero si podemos medir la masa de un grupo representativo de átomos y compararla con una masa de otro número igual de un átomo distinto.

6.022 X 10²³ átomos= 1 mol de átomos

Entonces

6.022 X 10²³ átomos de Cu= 1 mol de átomos de Cu

6.022 X 10²³ átomos de H = 1 mol de átomos de H

6.022 X 10²³ átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe

Mol y uma

Masa atómica del Cu= 63.54Significa1 átomo de Cu pesa 63.54 uma1 mol de átomos de Cu pesa

63.54 g

Si hablamos de moléculas:

6.022 X 10²³ moléculas de NH3 = 1 mol de moléculas de amoniaco

6.022 X 10²³ moléculas de H20 = 1 mol de moléculas de agua

Significa

1 molécula de NH3 pesa 17 uma1 mol de moléculas de amoniaco

pesan 17 g

1 molécula de H2O pesa 18 uma1 mol de moléculas de agua

pesas 18 g

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INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles)

Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción.

2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

2CO + O22CO2

20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2

2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO

6,02 · 1023 moléculas de O2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2

2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2

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1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación

en masas)

A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y

de los productos

N2 + 3H2 2NH3

Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u

28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2

Cálculo del número de moles.

Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol en m (g) habrá n moles.

m (g)n (mol) = —————

M (g/mol)Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habrá en

100 g de dicha sustancia. m (g) 100 g

n = ————— = ———— = 2,27 moles CO2 M (g/mol) 44 g/mol

Ejercicio: ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12g de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos de cloro atómico se obtendrían?

La masa molecular de Cl2 es 35,45 · 2 =70,9 u. Luego un mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 hay:

12 g = 0,169 moles de Cl2

70,9 g/mol

Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023 moléc. 0,169 moles contienen:0,169 moles · 6,02 ·1023 moléculas/mol =

= 1,017 · 1023 moléculas Cl2 2 át. Cl1,017·1023 moléc. Cl2 · = 2,034·1023 át. Cl moléc. Cl2

Composición centesimal

A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones.

La suma de las proporciones de todos los elementos que componen una sustancia debe dar el 100 %.

Ejemplo: Calcular el % de plata, nitrógeno y oxígeno que contiene el nitrato de plata.

M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u ; M (AgNO3) = 169,91 g/mol

169,91 g (AgNO3) 107,9 g (Ag) 14,01 g (N) 48,0 g O——————— = ————— = ————— = ——— 100 % Ag % N % O

107,9 g (Ag) · 100 % Ag = ———————— = 63,50 % de Ag

169,91 g (AgNO3)

14,01 g (N) · 100 % N = ———————— = 8,25 % de N

169,91 g (AgNO3)

48,0 g (O) ·100 % O = ———————— = 28,25 % de O

169,91 g (AgNO3)

Tipos de fórmulas

Molecular.

– Indica el nº de átomos existentes en cada molécula. Empírica.

– Indica la proporción de átomos existentes en una sustancia.

– Está siempre reducida al máximo. Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por moléculas

con dos átomos de H y dos de O.

– Su fórmula molecular es H2O2.

– Su fórmula empírica es HO.

Ejemplo: Calcular la fórmula empírica de un compuesto orgánico cuya composición centesimal es la siguiente: 34’8 % de O, 13 % de H y 52’2 % de C.

34,8 g 13 g———— = 2,175 mol O; ———— = 13 mol H 16 g/mol

1 g/mol

52,2 g———— = 4,35 mol C 12 g/mol

Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da una

fórmula empírica:

C2H6O

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